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FOCO 2
AS MOLÉCULAS
Os átomos
Foco 1
O que mantém os átomos unidos em muitos compostos sólidos?
O que mantém os átomos unidos nas moléculas?
Por que existem exceções às regras simples das ligações?
Quais são as características das ligações covalentes?
O que determina as formas das moléculas?
Tópico 2A: A ligação iônica
Tópico 2B: A ligação covalente
Tópico 2D: As propriedades das ligações
Tópico 2G: A teoria dos orbitais moleculares
Tópico 2F: A teoria da ligação de valência
Tópico 2E: O modelo VSEPR
Tópico 2C: Além da regra do octeto
Qual é a descrição da ligação química segundo a mecânica quântica?
Uma ligação química é o elo entre átomos formado quando os elétrons de valência (os
elétrons nas camadas mais externas) se deslocam para uma nova posição, acomodan‑
do‑se em configurações de energias mais baixas. Se o abaixamento de energia pode
ser obtido pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o
outro, formam‑se íons, e o composto mantém‑se pela atração eletrostática entre eles.
Esta atração, descrita no TÓPICO 2A, é chamada de ligação iônica. Os íons formados
por determinado elemento são explicados com base em uma regra simples, que usa
os símbolos de Lewis. Se a menor energia pode ser alcançada mediante o comparti-
lhamento de elétrons, então os átomos se ligam por meio de uma ligação covalente.
Esta ligação forma moléculas discretas, como descrito no TÓPICO 2B. Na maioria dos
casos, o padrão das ligações nas moléculas é expresso utilizando algumas regras sim‑
ples para desenhar uma estrutura de Lewis.
Todas as descrições de ligações são modelos. O TÓPICO 2C mostra como as descri‑
ções dos dois tipos básicos de ligação são aperfeiçoadas e apresenta as exceções às
regras simples. O TÓPICO 2D apresenta as propriedades das ligações, como força e
comprimento, e mostra como elas podem ser transferidas entre moléculas. O TÓPICO
2E descreve como a forma tridimensional de uma molécula pode ser predita utilizan‑
do um modelo simples baseado na interação eletrostática (coulômbica) entre pares
de elétrons.
Nenhuma dessas descrições é baseada diretamente na teoria quântica. As teorias mo‑
dernas da estrutura molecular se fundamentam na natureza ondulatória dos elétrons.
Os TÓPICOS 2F e 2G apresentam duas teorias rivais que descrevem a distribuição
eletrônica a partir da ocupação dos orbitais. Estes modelos introduzem uma lingua‑
gem utilizada em todos os ramos da química e ajudam a explicar os modelos mais
simples.
Tópico 2A A ligação iônica
2A.1 Os íons que os elementos formam 2A.2 Os símbolos de Lewis 2A.3 As relações energéticas na ligação iônica 2A.4 As interações entre os íons
O modelo iônico é a descrição da ligação química em termos dos íons. Ele tem aplicação especial na descrição de compostos binários formados por elementos metálicos e não me- tálicos. Um sólido iônico é um arranjo de cátions e ânions empilhados em uma estrutura regular. Por exemplo, no cloreto de sódio, os íons sódio se alternam com os íons cloro nas três dimensões (Fig. 2A.1). Os sólidos iônicos são exemplos de sólidos cristalinos, ou sólidos formados por átomos, moléculas ou íons amontoados em um arranjo regular.
2A.1 Os íons que os elementos formam
Quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou mais elétrons até atingir a estrutura de gás nobre de seu caroço (Fig. 2A.2). Esse caroço normalmente tem a configuração da camada mais externa igual a ns^2 np^6 , que é chamada de octeto de elétrons. Assim, o sódio ([Ne]3s^1 ) perde seus elétrons 3s para formar Na^1 , que tem a mesma configu- ração eletrônica do neônio, [Ne] ou 1s^1 2s^2 2p^6. Os íons Na^1 não podem perder mais elétrons em uma reação química porque as energias de ionização dos elétrons do caroço são muito altas. Existem três exceções na formação de octetos no começo da Tabela Periódica. O hidro- gênio perde seu único elétron para formar um próton exposto. Os átomos de lítio ([He]2s^1 ) e berílio ([He]2s^2 ) perdem seus dois elétrons 2s, formando um dubleto semelhante ao hélio, um par de elétrons com configuração semelhante à do hélio 1s^2 , quando se convertem nos íons Li 1 e Be 21. Algumas configurações eletrônicas típicas de átomos e dos íons que eles formam estão na Tabela 2A.1. Quando os átomos de elementos metálicos, que estão à esquerda do bloco p nos Períodos 2 e 3, perdem seus elétrons de valência, eles formam íons com a configuração eletrônica do gás nobre precedente. O alumínio, [Ne]3s^2 3p 1 , por exemplo, forma Al^31 com a mesma configuração eletrônica do neônio. Quando, porém, os elementos metálicos do bloco p do Período 4 e os mais pesados perdem seus elétrons s e p, eles expõem um caroço de gás nobre rodeado por uma subcamada adicional completa de elétrons d. O gálio, por exemplo, forma o
O que mantém os átomos unidos em muitos compostos sólidos?
Tópico 2A: A ligação iônica
O que mantém os átomos unidos nas moléculas?
Tópico 2B: A ligação covalente
Por que você precisa estudar este assunto? A ligação iônica é uma das principais formas de união entre átomos. Entender como as ligações se formam entre íons ajudará você a obter as fórmulas de compostos iônicos e estimar a força que une os íons.
Que conhecimentos você precisa dominar? Você precisa conhecer as configurações eletrônicas dos átomos poliatômicos (Tópico 1E), o conceito de energia potencial e a natureza das interações coulômbicas entre cargas (Fundamentos A). Além disso, você deve estar familiarizado com os conceitos de raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica dos elementos (Tópico 1F).
Na +
Cl –
FIGURA 2A.1 Este pequeno fragmen‑ to de cloreto de sódio é um exemplo de sólido iônico. Os íons de sódio são representados pelas esferas vermelhas, e os de cloro, pelas esferas verdes. Um sólido iônico é formado por um núme‑ ro enorme de cátions e ânions que se empilham uns sobre os outros, em uma configuração que garante o arranjo de menor energia. O padrão mostrado aqui repete‑se em todo o cristal.
FIGURA INTERATIVA 2A.
TABELA 2A.1 Configurações eletrônicas de alguns átomos e dos íons que eles formam
Átomo Configuração Íon Configuração
70 Tópico 2A A ligação iônica
Os não metais raramente perdem elétrons em reações químicas porque suas energias de ionização são muito altas. Contudo, um átomo de um elemento não metálico pode adquirir elétrons suficientes para completar sua camada de valência e formar o octeto corresponden- te à configuração do gás nobre mais próximo (1s^2 no caso do íon hidreto, H 2 ), Fig. 2A.4. Quando a afinidade eletrônica do átomo é positiva, energia é liberada nesta etapa. Porém, em alguns casos, a afinidade eletrônica é negativa, quando o processo exige energia (como na formação de O^22 a partir de O). Esse é o limite para o número de elétrons que um átomo de O pode ganhar, porque isso envolveria a acomodação de elétrons em uma camada de energia mais alta, o que representaria uma demanda de energia muito elevada. Por essa razão, para escrever a fórmula de um ânion monoatômico, você precisa adicionar um número suficiente de elétrons para completar a camada de valência. O nitrogênio, por exemplo, tem cinco elé- trons de valência ( 1 ); logo, mais três elétrons são necessários para atingir a configuração de um gás nobre, o neônio. Portanto, o íon nitreto é N^32 ( 2 ), que tem a configuração eletrônica do neônio, o próximo gás nobre na Tabela Periódica.
Teste 2A.2A Prediga a fórmula química e a configuração eletrônica do íon fosfeto.
[Resposta: P^32 , [Ne]3s^2 3p^6 ] Teste 2A.2B Prediga a fórmula química e a configuração eletrônica do íon iodeto.
Para predizer a configuração eletrônica de um cátion monoatômico, remova os elétrons mais externos, na ordem np, ns e (n 2 1)d. No caso de um ânion monoatômico, adicio‑ ne elétrons até atingir a configuração do próximo gás nobre. A transferência de elétrons resulta na formação de um octeto (ou dubleto) de elétrons na camada de valência de cada átomo: os átomos de metais adquirem um octeto (ou dubleto) pela perda de elé‑ trons, e os átomos de não metais, pelo ganho de elétrons.
2A.2 Os símbolos de Lewis
Muitas de nossas ideias sobre a ligação química foram propostas por G.N. Lewis nos primei- ros anos do século XX. Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações iônicas. Ele representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento. Um ponto representa um único elétron em um orbital, e um par de pontos representa dois elétrons emparelhados partilhan- do o orbital. Alguns exemplos dos símbolos de Lewis para os átomos são
O símbolo de Lewis para o nitrogênio, por exemplo, representa a configuração dos elétrons de valência 2s^2 2px^1 2py^1 2pz^1 (veja a estrutura 1 ), com dois elétrons emparelhados no orbital 2s e três elétrons desemparelhados nos diferentes orbitais 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da configuração dos elétrons de valência de um átomo ou íon. Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de Lewis: l Represente o cátion removendo o número adequado de pontos do símbolo do átomo do elemento metálico. l Represente o ânion transferindo esses pontos para o símbolo de Lewis do átomo dos elementos não metálicos, de modo a completar sua camada de valência.
AVALIE Como esperado, as duas conformações têm a forma [caroço]s^2 (como em [Kr]4d^10 5s^2 ) e [caroço] (como em [Kr]4d^10 ). Teste 2A.1A Escreva as configurações eletrônicas (a) do íon cobre(I) e (b) do íon cobre(II). [Resposta: (a) [Ar]3d^10 , [Ar]3d^9 ] Teste 2A.1B Escreva as configurações eletrônicas (a) do íon manganês(II) e (b) do íon chumbo(IV). Exercícios relacionados 2A.3 a 2A.
As fórmulas de alguns ânions comuns são mostradas na Figura C.7, Fundamentos C.
2
3
4
5
6
H He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
14 15 16 17
18
1
C N O F
Si P S Cl
Ge As Se Br
Sb Te^ I
Bi Po At
FIGURA 2A.4 Quando os átomos de elementos não metálicos adquirem elétrons e formam ânions, o processo continua apenas até estes elétrons atin‑ girem a configuração do gás nobre mais próximo na Tabela Periódica.
1 N [He]2s 2 2 p^3
2 s
2 p
2 N 3–^ [He]2s 2 2 p^6
2 s
2 p
2A.3 As relações energéticas na ligação iônica 71
l Se necessário, ajuste os números dos átomos de cada tipo para que os pontos removidos do átomo do elemento metálico sejam acomodados pelo átomo do elemento não metálico. l Escreva a carga de cada íon em sobrescrito, do modo normal.
Um exemplo simples é a fórmula do cloreto de cálcio. O átomo de cálcio perde seus dois elétrons de valência ao formar o íon Ca^21. Como cada átomo de cloro tem uma vacância, são necessários dois átomos para acomodar os elétrons cedidos pelo átomo de cálcio:
A razão de dois íons cloreto para cada íon cálcio resulta na fórmula CaCl 2. Contudo, observe que esta é apenas uma fórmula unitária (Fundamentos E). Não existem moléculas de CaCl 2. Os cristais do composto são formados por números enormes desses íons em um arranjo tridimensional.
Teste 2A.3A Desenhe a fórmula unitária do nitreto de lítio usando os símbolos de Lewis.
[Resposta: ]
Teste 2A.3B Desenhe a fórmula unitária do brometo de magnésio usando os símbolos de Lewis.
As fórmulas dos compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser preditas supondo que os cátions perdem todos os seus elétrons de valência e que os ânions incorporam todos esses elétrons em suas camadas de valência, de modo que cada íon passa a ter um octeto de elétrons (ou um dubleto, no caso de H, Li e Be).
2A.3 As relações energéticas na
ligação iônica
Para entender por que um cristal de um composto iônico, como o cloreto de sódio, tem energia menor do que os átomos de cloro e de sódio separados, você pode fazer como os químicos e usar uma estratégia muito útil: eles analisam um processo complexo dividindo-o em etapas mais simples, muitas vezes hipotéticas. Neste caso, a formação do sólido ocorreria em três etapas hipotéticas:
- Os átomos de sódio gasoso liberam elétrons.
- Estes elétrons se ligam aos átomos de cloro gasoso.
- Os cátions e ânions gasosos resultantes se unem, formando um cristal sólido. O sódio está no Grupo 1 da Tabela Periódica e espera-se que ele forme um íon 1 1. Entre- tanto, o elétron de valência é fortemente atraído pela carga nuclear efetiva – que não o deixa se desprender. A energia de ionização experimental do sódio é 494 kJ ∙ mol^21 (veja a Fig. 1F.8); logo, é preciso fornecer essa quantidade de energia para formar os cátions:
A afinidade eletrônica dos átomos de cloro é 1 349 kJ∙mol 21 (veja a Fig. 1F.12). Logo, 349 kJ ∙ mol^21 de energia são liberados quando os elétrons se ligam aos átomos de cloro para formar os ânions:
Neste ponto, o balanço da mudança de energia (energia requerida − energia liberada) é 494 − 349 kJ ∙ mol^21 5 1 145 kJ ∙ mol^21 , o que representa um aumento de energia. Um gás de íons Na^1 e Cl^2 muito separados tem energia mais alta do que um gás de átomos de Na e Cl neutros. Vejamos, porém, o que acontece quando os íons Na 1 e Cl^2 do gás se juntam para formar um sólido cristalino. A diferença de energia entre os íons de um composto quando separados na forma de gás e quando estão lado a lado no estado sólido é a energia de rede, a qual normal- mente é muito alta. Esta energia é liberada durante a formação do sólido:
Uma afinidade eletrônica positiva significa que energia é liberada quando um elétron se liga a um átomo neutro ou a um íon na fase gás (Tópico 1F).
2A.4 As interações entre os íons 73
O ponto de partida para entender a interação entre os íons em um sólido é a expressão da energia potencial de Coulomb entre dois íons isolados (Fundamentos A):
Nesta expressão, e é a carga elementar, isto é, o valor absoluto da carga de um elétron, z 1 e z 2 são o número de cargas sobre os dois íons (positivo para o cátion e negativo para o ânion), r 12 é a distância entre os centros dos íons e (“épsilon zero”) é a permissividade do vácuo (veja no final do livro o valor dessa constante fundamental).
Nota de boa prática O número de carga, z, é positivo para os cátions e negativo
para os íons, e a carga de um íon é ze. Os químicos, porém, sempre se referem a z como carga e falam de carga 1 1, 2 1, etc. Cada íon de um sólido sofre a atração dos demais íons de carga oposta e a repulsão dos demais íons de mesma carga. A energia potencial total é a soma de todas essas contribuições. Cada cátion é rodeado por ânions, e existe uma grande contribuição negativa (que abaixa a energia) proveniente da atração entre cargas opostas. Além desses vizinhos imediatos, exis- tem cátions que contribuem como termos positivos (repulsivos que aumentam a energia) para a energia potencial total do cátion central. Existe também uma contribuição negativa dos ânions que estão além desses cátions, uma contribuição positiva dos cátions além deles, e assim por diante, até a superfície do sólido. Essas repulsões e atrações ficam progressiva- mente mais fracas à medida que a distância até o íon central aumenta, mas, como os vizinhos próximos de um íon dão origem a uma atração forte, o balanço total dessas contribuições é uma diminuição de energia. A dimensão desta redução de energia pode ser avaliada usando a Equação 1.
Como isso é feito?
Considere um modelo simples, formado por uma linha única de cátions e ânions alterna- dos com espaçamento regular e uniforme, cujos centros estão separados pela distância d, a soma dos raios iônicos (Fig. 2A.7). Se as cargas dos íons têm a mesma magnitude ( 1 1 e 2 1, ou 1 2 e 2 2, por exemplo), então z 1 5 1 z, z 2 5 2 z e z 1 z 2 5 2 z^2. A energia potencial do íon central é calculada somando todos os termos da energia potencial de Coulomb, com os termos negativos representando a atração entre os íons de cargas opostas e os po- sitivos representando a repulsão dos íons de mesma carga. Para a interação entre os íons em linha à direita do íon central, a energia potencial total do íon central é
d 2 d 3 d
- ze +ze (^) FIGURA 2A.7 Arranjo utilizado para calcular a energia potencial de um íon em uma linha de cá‑ tions (esferas vermelhas) e ânions (esferas verdes) em alternância. Vamos nos concentrar em um íon, o íon “central”, representado pela linha vertical mais longa.
74 Tópico 2A A ligação iônica
A última etapa utilizou a relação. A seguir, multiplique Ep por 2 para obter a energia total resultante das interações com os íons nos dois lados do íon central. Então, multiplique pela constante de Avogadro, NA, para obter a expressão da energia da rede por mol de íons. Neste ponto, sabemos que a energia potencial total por mol de íons de um tipo (cátions, por exemplo) é:
A mesma expressão se aplica à energia por mol dos ânions presentes:
Porém, as duas expressões não podem ser simplesmente adicionadas para obter a energia potencial total. Se fossem somadas, as interações seriam consideradas duas vezes: primei- ro íon com o segundo, segundo íon com o primeiro. Assim, a energia total por mol de pares de íons é a metade da soma, isto é,
em que d 5 rcátion 1 rânion é a distância entre os centros de íons vizinhos.
Esse cálculo mostra que a energia potencial molar do cristal unidimensional em que cátions e ânions com cargas iguais e opostas se alternam em uma linha tem a forma
(2)
em que A 5 2 ln 2 (ou 1,386), para este sistema modelo.
Qual é o significado desta equação? Como a energia potencial é negativa,
ocorre um abaixamento líquido da energia, o que significa que a atração entre cargas opostas supera a repulsão entre cargas de mesmo nome. A energia potencial é fortemente negativa quando os íons têm carga elevada (grandes valores de z) e a distância entre eles é pequena (pequenos valores de d), o que acontece quando os íons são pequenos. O cálculo que leva à Eq. 2 pode ser estendido a um arranjo tridimensional mais realista de íons com cargas diferentes. O resultado tem a mesma forma, porém valores diferentes de A e |z 1 z 2 | (isto é, o valor absoluto de z 1 z 2 , seu valor sem o sinal negativo) no lugar de z 2. O fator A é uma constante numérica chamada constante de Madelung, cujo valor depende do arranjo dos íons. Em todos os casos, o abaixamento de energia que ocorre quando um sólido iônico se forma é maior para íons pequenos com cargas elevadas. Por exemplo, existe uma forte interação entre os íons Mg 21 e O 22 no óxido de magnésio, MgO, porque os íons têm carga elevada e raios pequenos (logo, seus centros estão próximos). Essa forte interação é uma das razões pelas quais o óxido de magnésio resiste a temperaturas muito altas e pode ser usado no revestimento de fornos. É um exemplo de material “refratário”, uma substância que pode resistir a altas temperaturas. Agora você consegue entender por que a natureza adotou um sólido iônico, o fosfato de cálcio, para nosso esqueleto: os pequenos íons Ca^21 , com carga dupla, e os íons PO 432 , com carga tripla, se atraem muito fortemente e se agrupam firmemente para formar um sólido rígido e insolúvel (Fig. 2A.8).
Teste 2A.4A Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações entre os íons são mais fortes e que fatores influenciam esta diferença?
[Resposta: CaO, maiores cargas e menores raios.] Teste 2A.4B Os sólidos iônicos KBr e KCl cristalizam no mesmo tipo de estrutura. Em que composto as interações entre os íons são mais fortes?
76 Tópico 2A A ligação iônica
2A.5 Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos seguintes íons: (a) Cu^1 ; (b) Bi^31 ; (c) Ga^31 ; (d) Tl^31.
2A.6 Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos seguintes íons: (a) Zr^41 ; (b) Os^31 ; (c) Cs^1 ; (d) P^32.
2A.7 As seguintes espécies têm o mesmo número de elétrons: Cd, In 1 e Sn 21. (a) Escreva a configuração eletrônica de cada espécie. Explique qualquer diferença. (b) Quantos elétrons isolados, se exis- tir algum, estão presentes em cada espécie? (c) Que átomo neutro, se existir algum, tem a mesma configuração eletrônica do In^31?
2A.8 As seguintes espécies têm o mesmo número de elétrons: Ca, Ti 21 e V 31. (a) Escreva a configuração eletrônica de cada espécie. Explique qualquer diferença. (b) Quantos elétrons isolados, se exis- tir algum, estão presentes em cada espécie? (c) Que átomo neutro, se existir algum, tem a mesma configuração eletrônica do Ti^31?
2A.9 Que íons M^21 (em que M é um metal) têm a seguinte confi- guração eletrônica no estado fundamental: (a) [Ar]3d^7 ; (b) [Ar]3d^6 ; (c) [Kr]4d^4 ; (d) [Kr]4d^3?
2A.10 Que íons E 31 (em que E é um elemento) têm a seguinte configuração eletrônica no estado fundamental: (a) [Xe]4f^14 5d^8 ; (b) [Xe]4f^14 5d^5 ; (c) [Kr]4d^10 5s^2 5p^2 ; (d) [Ar]3d^10 4s^2?
2A.11 Que íons M 31 (em que M é um metal) têm a seguinte configuração eletrônica no estado fundamental: (a) [Ar]3d 6 ; (b) [Ar]3d^5 ; (c) [Kr]4d^5 ; (d) [Kr]4d^3?
2A.12 Que íons M 21 (em que M é um metal) têm a seguinte configuração eletrônica no estado fundamental: (a) [Ar]3d 4 ; (b) [Kr]4d^9 ; (c) [Ar]3d^10 ; (d) [Xe]4f^14 5d^10 5s^2?
2A.13 Diga, para cada um dos seguintes átomos no estado funda- mental, o tipo de orbital (1s, 2p, 3d, 4f, etc.) do qual se deve remo- ver um elétron para formar íons 1 1: (a) Zn; (b) Cl; (c) Al; (d) Cu.
2A.14 Diga, para cada um dos seguintes íons no estado funda- mental, o tipo de orbital (1s, 2p, 3d, 4f, etc.) do qual se deve remo- ver um elétron para formar íons com uma carga positiva a mais: (a) Mo^31 ; (b) P^32 ; (c) Bi^21 ; (d) Mn^1.
2A.15 Dê a carga mais provável dos íons formados pelos seguin- tes elementos: (a) S; (b) Te; (c) Rb; (d) Ga; (e) Cd.
2A.16 Dê a carga mais provável dos íons formados pelos seguin- tes elementos: (a) Cs; (b) O; (c) Ca; (d) N; (e) I.
2A.17 Dê o número de elétrons de valência de cada um dos se- guintes íons: (a) Mn^41 ; (b) Rh^31 ; (c) Co^31 ; (d) P^31.
2A.18 Dê o número de elétrons de valência de cada um dos se- guintes íons: (a) In^1 ; (b) Tc^21 ; (c) Ta^21 ; (d) Re^1.
2A.19 Dê a configuração eletrônica do estado fundamental e o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes íons: (a) Sb^31 ; (b) Sn^41 ; (c) W^21 ; (d) Br− ; (e) Ni^21. 2A.20 Dê a configuração eletrônica do estado fundamental e o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes íons: (a) Sc^31 ; (b) Co^21 ; (c) Sr^21 ; (d) Se2–. 2A.21 Dê a configuração eletrônica do estado fundamental e o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes íons: (a) Ca^21 ; (b) In^1 ; (c) Te^2 − ; (d) Ag^1. 2A.22 Dê a configuração eletrônica do estado fundamental e o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes íons: (a) Fe^31 ; (b) Bi^31 ; (c) Si^41 ; (d) I−. 2A.23 Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômi- cos, dê as fórmulas químicas de cada um dos seguintes compostos: (a) arseneto de magnésio; (b) sulfeto de índio(III); (c) hidreto de alumínio; (d) telureto de hidrogênio; (e) fluoreto de bismuto(III). 2A.24 Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômi- cos, dê as fórmulas químicas de cada um dos seguintes compostos: (a) telureto de manganês(II); (b) arseneto de bário; (c) nitreto de silício; (d) bismuteto de lítio; (e) cloreto de zircônio(IV). 2A.25 Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômi- cos, dê as fórmulas químicas de cada um dos seguintes compostos usando símbolos de Lewis: (a) cloreto de tálio(III); (b) sulfeto de alumínio; (c) óxido de bário. 2A.26 Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômi- cos, dê as fórmulas químicas de cada um dos seguintes compostos usando símbolos de Lewis: (a) iodeto de estrôncio; (b) fosfeto de potássio; (c) nitreto de magnésio. 2A.27 Use os dados do Apêndice 2D para indicar qual dos se- guintes pares de íons deveria ter a maior atração coulômbica em um composto sólido: (a) K^1 , O^2 − ; (b) Ga^31 , O^2 − ; (c) Ca^21 , O^2 −. 2A.28 Use os dados do Apêndice 2D para indicar qual dos se- guintes pares de íons deveria ter a maior atração coulômbica em um composto sólido: (a) Mg^21 , S^2 − ; (b) Mg^21 , Se^2 − ; (c) Mg^21 , O^2 −. 2A.29 Explique por que a energia de rede do cloreto de lítio ( kJ ∙ mol^21 ) é maior do que a do cloreto de rubídio (695 kJ ∙ mol^21 ), sabendo que os íons têm arranjos semelhantes na rede cristalina. Veja o Apêndice 2D. 2A.30 Explique por que a energia de rede do brometo de prata (903 kJ ∙ mol^21 ) é maior do que a do iodeto de prata (887 kJ ∙ mol^21 ), sabendo que os íons têm arranjos semelhantes na rede cristalina. Veja o Apêndice 2D.
A natureza das ligações entre átomos de não metais, cujas energias de ionização são muito altas para que uma ligação iônica seja possível (Tópico 2A), intrigou os cientistas até 1916, quando G. N. Lewis publicou uma explicação. Com intuição brilhante, e antes mesmo do desenvolvimento da mecânica quântica ou do conceito de orbitais, Lewis propôs que uma ligação covalente consiste em um par de elétrons compartilhados por dois átomos ( 1 ). Um par de elétrons compartilhados é representado por um traço ( ). Assim, a molécula de hi- drogênio, formada por dois átomos de hidrogênio (H?) que compartilham um par de elé- trons (H:H), é representada pelo símbolo H H. A valência de um elemento é o número de ligações que seus átomos podem realizar compartilhando pares de elétrons. Segundo esta definição, o hidrogênio tem valência 1.
2B.1 As estruturas de Lewis
Lewis achava que uma ligação covalente era o resultado do compartilhamento de pares de elétrons. Ele observou que os átomos compartilham elétrons até atingirem a configuração de um gás nobre. Lewis chamou esse princípio de regra do octeto:
Na formação de uma ligação covalente, os átomos tendem a completar seus octetos pelo compartilhamento de pares de elétrons.
Por exemplo, um átomo de flúor tem sete elétrons de valência e pode atingir um octeto acei- tando um elétron fornecido por outro átomo, neste caso, de flúor:
Os círculos foram desenhados em torno de cada átomo de F para mostrar que cada um chega ao octeto pelo compartilhamento de um par. A valência do flúor é, então, igual a 1 , a mesma do hidrogênio. Um átomo de hidrogênio, como em outras situações, é uma anomalia: ele tende a completar um dubleto, não um octeto. Além do par de elétrons compartilhados, a molécula de flúor possui três “pares isola- dos” de elétrons no mesmo átomo: um par isolado é um par de elétrons de valência que não participa diretamente das ligações. Os pares isolados de cada átomo de F repelem os pares isolados do outro átomo de F, e essa repulsão é quase suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que mantém a molécula de F 2 unida. Essa repulsão é uma das razões da alta reatividade do gás flúor: a ligação entre os átomos das moléculas de F 2 é muito fraca. Dentre as moléculas diatômicas comuns, somente o H 2 não tem pares isolados. Enquanto concebia uma maneira de representar as configurações dos elétrons de valên- cia dos átomos (Tópico 2A), Lewis também desenvolveu um modo de ilustrar a configuração dos pares de elétrons compartilhados e isolados nas moléculas. A estrutura de Lewis de uma molécula representa os átomos por seus símbolos químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares isolados por pares de pontos. Por exemplo, a estrutura de Lewis do HF é. A estrutura de Lewis não retrata a forma tridimensional da molécula: ela simplesmente indica como os átomos se ligam e quais têm pares isolados. Entretanto, as estruturas de Lewis aju- dam a explicar as propriedades das moléculas, incluindo suas formas e reações.
Por que você precisa estudar este assunto? Um tipo importante de ligação química é a ligação covalente, um conceito utilizado em todo o estudo da química e essencial para entender as propriedades e as reações da matéria.
Que conhecimentos você precisa dominar? Você precisa conhecer as configurações eletrônicas de átomos poliatômicos (Tópico 1F). Além disso, é importante você ter familiaridade com as várias classes e nomenclaturas dos compostos químicos (Fundamentos C e D) e dominar o conteúdo sobre números de oxidação (Fundamentos K).
Tópico 2B A ligação covalente
2B.1 As estruturas de Lewis 2B.2 A ressonância 2B.3 A carga formal Por que existemexceções às regras simples de ligação?
Tópico 2C: Além da regra do octeto
O que mantém os átomos unidos em muitos compostos sólidos?
Tópico 2A: A ligação iônica
Tópico 2B: A ligação covalente
O que mantém os átomos unidos nas moléculas?
Às vezes é necessário escrever uma estrutura de Lewis ao final de uma frase: cuidado para não confundir os pontos do elétron com o ponto final e os dois-pontos.
1 Par de elétrons compartilhados
2B.1 As estruturas de Lewis 79
O mesmo procedimento geral é usado para determinar a estrutura de Lewis de íons poliatômicos, exceto que adicionamos ou retiramos elétrons para levar em conta a carga do íon, como mostrado na Caixa de Ferramentas 2B.1. Como nas moléculas neutras, é essencial conhecer o arranjo geral dos átomos nos íons. No caso dos oxoânions, normal- mente (exceto para H) o primeiro átomo escrito na fórmula química é o átomo central. Em CO 322 , por exemplo, o átomo de C está rodeado por três átomos de O. Cada átomo contribui com um número de pontos (elétrons) igual ao número de elétrons de sua ca- mada de valência, mas é preciso ajustar o número total de pontos para representar a carga total. No caso de um cátion, subtraia um ponto para cada carga positiva. No caso de um ânion, adicione um ponto para cada carga negativa. O cátion e o ânion têm de ser tratados separadamente porque eles são íons separados e não se ligam por pares compartilhados. A estrutura de Lewis do carbonato de amônio, (NH 4 ) 2 CO 3 , por exemplo, é escrita como três íons entre colchetes ( 4 ).
H
N
H
H H
H
N
H
H H
O
C O O
2–
4
Observe que parte da estrutura de Lewis não é mostrada. Em alguns casos, uma estrutura que mostre apenas os elétrons envolvidos é mais conveniente para enfatizar um aspecto associado a uma estrutura ou reação.
O
S
O
O O
H
H
3
Caixa de ferramentas 2B.1 como escrever a estrutura de lewis de uma espécie poliatômica
BASE CONCEITUAL
Uma estrutura de Lewis corretamente representada acomoda todos os elétrons de valência para dar a cada átomo, se possível, um octeto (ou om dubleto).
PROCEDIMENTO
Etapa 1 Conte o número de elétrons de valência em cada áto- mo. No caso de íons, ajuste o número de elétrons para levar em conta a carga. Divida o número total de elétrons da molécula por 2 para obter o número de pares de elétrons. Etapa 2 Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando padrões comuns e as indicações dadas no texto. Etapa 3 Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados.
Etapa 4 Complete o octeto (ou dubleto, no caso de H) de cada átomo colocando os pares de elétrons remanescentes em torno dos átomos. Se não existirem pares de elétrons suficientes, for- me ligações múltiplas em vez de uma ou mais ligações simples. Etapa 5 Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou um dubleto (no caso do hidro- gênio). Como explicado no Tópico 2C, uma exceção comum dessa regra ocorre quando o átomo central é de um elemento do Período 3 ou superior. Um átomo desse tipo pode acomodar mais de oito elétrons em sua camada de valência. Consequente- mente, a estrutura de Lewis de menor energia pode ser uma em que o átomo central tem mais de oito elétrons. Este procedimento é mostrado nos Exemplos 2B.1 e 2B.2.
EXEMPLO 2B.1 Escrever a estrutura de Lewis de uma molécula ou de um íon
Quando você está avaliando as propriedades de um composto, como a capacidade de participar de uma reação, você precisa saber se ele forma somente ligações simples ou se forma ligações duplas também. Escreva a estrutura de Lewis (a) da água, H 2 O; (b) do metanal, H 2 CO; e (c) do íon clorito, ClO 22. Use as regras da Caixa de Ferramentas 2B.1 e note que devemos adicionar um elétron para a carga negativa de ClO 22. ANTECIPE É difícil antecipar estruturas de Lewis quando se está começando a estudar o assunto, mas, à medida que ganhar experiência, você será capaz de escrevê-las sem ter de recorrer ao procedimento sistemático usado aqui. PLANEJE Siga as etapas propostas na Caixa de Ferramentas 2B.1.
80 Tópico 2B A ligação covalente
RESOLVA
Etapa 1 Conte os elétrons de valência e ajuste o número de cargas dos íons. Conte os pares de elétrons.
Etapa 2 Arranje os átomos.
Etapa 3 Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados.
Etapa 4 Conte os pares de elétrons ainda não localizados.
Complete os octetos com pares isolados. Se não houver elétrons suficientes para que cada átomo tenha um octeto ou dubleto com ligações simples, use ligações múltiplas.
Etapa 5 Represente as ligações com linhas e indique as cargas.
AVALIE Observe que o H 2 CO não tinha elétrons suficientes para completar octetos, por isso, uma ligação dupla foi incluída. Teste 2B.2A Escreva a estrutura de Lewis do íon cianato, CNO^2 (o átomo C está no centro).
[Resposta: ] Teste 2B.2B Escreva a estrutura de Lewis do NH 3. Exercícios relacionados 2B.1 a 2B.6, B.9, B.
EXEMPLO 2B.2 Escrever as estruturas de Lewis de moléculas com mais de um átomo “central” Quando os químicos orgânicos refletem sobre as mudanças que uma molécula sofre durante uma reação, eles escrevem um esquema com base nas estruturas de Lewis. Escreva a estrutura de Lewis do ácido acético, CH 3 COOH, um dos com- postos constituintes do vinagre. A molécula do ácido acético sugere que ela é formada por um grupo CH 3 e um grupo COOH. No grupo COOH, os dois átomos de O estão ligados ao mesmo átomo de C, e um deles está ligado ao átomo final de H. Os dois átomos de C estão ligados um ao outro. ANTECIPE Você perceberá que o grupo CH 3 , por analogia com o metano, é formado por um átomo de C preso a três átomos de H por ligações simples. PLANEJE Aplique os procedimentos da Caixa de Ferramentas 2B.1. RESOLVA
Etapa 1 Conte os elétrons de valência para determinar o número de pares de elétrons:
4 1 (3 3 1) 1 4 1 6 1 6 1 1 5 24, 12 pares
12 pares
82 Tópico 2B A ligação covalente
igualmente válidas e têm exatamente a mesma energia. Se uma delas fosse correta e as outras não, você perceberia duas ligações simples, mais longas, e uma ligação dupla, mais curta, porque uma ligação dupla entre dois átomos é mais curta do que uma ligação simples entre os mesmos tipos de átomos. Entretanto, a evidência experimental é que as ligações do íon nitrato são todas iguais. A distância é 124 pm, o que as torna mais longas do que uma ligação dupla N O típica (120 pm), porém mais curtas do que uma ligação simples N O típica (140 pm). A ordem de ligação no íon nitrato está entre 1 (uma ligação simples) e 2 (uma ligação dupla). Como as três ligações são idênticas, um modelo melhor para o íon nitrato é uma combi- nação das três estruturas de Lewis, com cada ligação tendo propriedades intermediárias entre uma simples e uma dupla. Essa fusão de estruturas é chamada de ressonância e é indicada em ( 7 ) por setas de duas pontas. A estrutura resultante dessa combinação é um híbrido de ressonância das estruturas de Lewis que contribuem para (ou participam da) sua formação. A molécula não oscila entre as três estruturas de Lewis diferentes: um híbrido de ressonân- cia é uma fusão de estruturas, da mesma forma que uma mula é uma fusão entre um cavalo e um burro e não uma criatura que se alterna entre os dois. Os elétrons que podem ocupar posições diferentes nas estruturas de ressonância são chamados de elétrons deslocalizados. A deslocalização significa que o par de elétrons com- partilhado distribui-se por diversos pares de átomos e não pode ser relacionado a apenas um par de átomos. As três estruturas de ressonância em ( 7 ) não existem como moléculas de fato. Elas são apenas uma maneira de mostrar que os elétrons estão espalhados em toda a molécula. Além de deslocalizar os elétrons pelos átomos, a ressonância também abaixa a energia do híbrido, tornando-o mais estável do que qualquer estrutura participante, e ajuda a estabilizar a molécula. Esse abaixamento de energia ocorre por razões quantomecânicas. De modo geral, a função de onda que descreve a estrutura de ressonância é uma descrição mais acurada da estrutura eletrônica da molécula do que a função de onda de qualquer es- trutura participante, e quanto mais acurada for a função de onda, mais baixa será a energia correspondente. Os seguintes pontos ajudarão você a escrever estruturas de ressonância apropriadas e a identificar aquelas que mais contribuem com a estrutura observada: l Em cada estrutura participante, os núcleos permanecem nas mesmas posições: só as po- sições dos pares de elétrons isolados e ligados mudam. l Estruturas de mesma energia (chamadas de “estruturas equivalentes”) contribuem igual- mente para a ressonância. l Estruturas de energias mais baixas contribuem mais para a ressonância do que as estru- turas de energia mais alta. Por exemplo, embora você possa escrever as duas estruturas hipotéticas NNO e NON para o óxido de dinitrogênio (óxido nitroso), não há ressonância entre elas porque os átomos estão em posições diferentes.
O
O N O
O N O
O N O
6
O
O N O
O N O
O N O
7 Íon nitrato, NO 3 –
O comprimento de ligação, isto é, a distância entre os centros dos átomos ligados, é discutida em mais detalhes no Tópico 2D.
EXEMPLO 2B.3 Como escrever uma estrutura de ressonância O ozônio da estratosfera, O 3 , protege a vida na Terra da radiação ultravioleta prejudicial do Sol. Imagine que você é um químico atmosférico. Para entender as propriedades espectroscópicas e estruturais do ozônio, você precisa saber como os seus elétrons estão arranjados. Sugira duas estruturas de Lewis que contribuam para a estrutura de ressonância da molé- cula O 3. Os dados experimentais mostram que as duas ligações têm o mesmo comprimento. ANTECIPE Você precisa saber escrever as estruturas, que diferem apenas na posição de uma ligação múltipla. PLANEJE Escreva uma estrutura de Lewis para a molécula, usando o método descrito na Caixa de Ferramentas 2B.1. Verifique se existe outra estrutura equivalente que resulte da troca entre uma ligação simples e uma ligação dupla ou tripla. Escreva a estrutura real como um híbrido de ressonância dessas estruturas de Lewis.
2B.2 A ressonância 83
C C
O
H O
H
C C H
O
H O
H
H
8 Íon acetato, CH 3 CO 2 –
O benzeno, C 6 H 6 , é outra substância cuja molécula é melhor descrita por um híbrido de ressonância. Ela é um anel hexagonal de seis átomos de carbono, com um átomo de hidro- gênio ligado a cada um. Uma das estruturas de Lewis que contribui para o híbrido de resso- nância, mostrada em ( 9 ), é conhecida como estrutura de Kekulé. Normalmente, a estrutura é escrita como uma estrutura de linhas (veja Fundamentos C), um hexágono com linhas sim- ples e duplas alternadas ( 10 ). A dificuldade com uma única estrutura de Kekulé é que ela não explica todas as evidên- cias experimentais: l Reatividade: o benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. Por exemplo, quando uma solução de bromo, marrom-avermelhada, é misturada com um al- queno como o 1-hexeno, CH 2 CHCH 2 CH 2 CH 2 CH 3 , a cor do bromo desaparece porque as moléculas de Br 2 atacam as ligações duplas para produzir CH 2 Br CHBrCH 2 CH 2 CH 2 CH (^3) (Fig. 2B.1). O benzeno, entretanto, não descora o bromo. l Comprimento de ligação: todas as ligações carbono-carbono no benzeno têm o mesmo comprimento. Uma estrutura de Kekulé sugere que o benzeno deveria ter dois comprimentos de ligação diferentes: três ligações simples mais longas (154 pm) e três ligações duplas mais curtas (134 pm). Na verdade, as ligações têm, experimentalmente, o mesmo comprimento, inter- mediário entre as duas (139 pm). l Evidência estrutural: só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes. Se a estrutura de Kekulé estivesse correta, deveriam existir dois dicloro-benzenos distintos com os átomos de cloro ligados a carbonos adjacentes ( 11 ): um com os átomos de carbono unidos por uma ligação simples e o outro com os átomos de carbono unidos por uma ligação dupla. Porém, só se conhece um dicloro-benzeno.
RESOLVA
Conte os elétrons de valência.
O oxigênio é do Grupo 16, logo, cada átomo tem seis elétrons de valência: 6 1 6 1 6 5 18 elétrons.
Desenhe uma estrutura de Lewis para a molécula. (^) O O O
Desenhe uma segunda estrutura trocando as posições das ligações. (^) O O O
Desenhe o híbrido de ressonância com as duas estruturas de ressonância ligadas por uma seta de duas pontas.
O O O
O O O
AVALIE Como esperado, a ressonância no ozônio pode ser descrita escrevendo duas estruturas que diferem apenas na posição da ligação dupla (claro, os pares isolados de elétrons também estão distribuídos de forma diferente). Teste 2B.4A Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de ressonância do íon acetato, CH 3 CO 22. A estrutura de CH 3 COOH está no Exemplo 2B.2. O íon acetato tem estrutura semelhante, exceto que perdeu o H final, mas reteve ambos os elétrons da ligação OH. [Resposta: Veja ( 8 ).] Teste 2B.4B Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de ressonância do íon nitrito, NO 22. Exercícios relacionados 2B.13 a 2B.
O químico alemão Friedrich Kekulé foi o primeiro a propor (em 1865) que o benzeno tem uma estrutura cíclica com ligações simples e duplas alternadas.
Outros arranjos podem ser desenhados, mas eles diferem somente pela rotação da molécula.
C
C C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
9 Estrutura de Kekulé
10 Estrutura de Kekulé, em linhas
2B.3 A carga formal 85
Caixa de ferramentas 2B.2 como usar a carga formal para identificar a estrutura de
lewis mais provável
BASE CONCEITUAL
Uma carga formal é estipulada determinando o número de elé- trons de valência que “pertencem” a um átomo da molécula e comparando o resultado com o de um átomo livre. Um átomo possui um elétron de cada par das ligações que forma e todos os seus pares de elétrons isolados. A estrutura de Lewis mais provável será aquela em que a carga formal dos átomos for a mais baixa.
PROCEDIMENTO
Etapa 1 Encontre o número de elétrons de valência (V) de cada átomo livre, localizando o número de seu grupo na Tabela Pe- riódica. Se a espécie é um íon, ajuste o número de elétrons para levar em conta a carga. Etapa 2 Desenhe as estruturas de Lewis.
Etapa 3 Para cada átomo ligado, conte cada elétron que está como par isolado (L) e adicione um elétron de cada um dos pa- res ligantes (½B, em que B é o número de elétrons ligantes). Etapa 4 Para cada átomo ligado, subtraia de V o número total de elétrons que ele “possui”, como na Equação 1. Cada átomo equivalente (o mesmo elemento, o mesmo número de ligações e pares isolados) tem a mesma carga formal. Para verificar as cargas formais calculadas, observe se sua soma é igual à carga total da molécula ou íon. Para uma molécula eletricamente neu- tra, a soma das cargas formais é zero. Compare as cargas formais de todas as estruturas possíveis. A estrutura com a carga formal mais baixa representa a menor alteração das estruturas eletrônicas dos átomos e é a estrutura mais provável (de mais baixa energia). Este procedimento está ilustrado no Exemplo 2B.4.
EXEMPLO 2B.4 A seleção da configuração atômica mais provável Se você fosse químico analítico, um teste que poderia usar para a presença de íons ferro(III) em solução seria adicionar uma solução de tiocianato de potássio, KSCN, com formação de um composto que contém ferro e íon tiocianato, de cor vermelho-sangue. Escreva três estruturas de Lewis com arranjos atômicos diferentes para o íon tiocianato e selecione a estrutura mais provável, identificando a estrutura com cargas formais mais próximas de zero. Para simplificar, utilize so- mente estruturas com ligações duplas entre os átomos. ANTECIPE O elemento com a energia de ionização mais baixa (depois de ler o Tópico 2D, você achará mais apropriado pensar em “menor eletronegatividade”) dos três é o carbono, logo, devemos esperar que ele seja o átomo central e que a estrutura seja NCS^2. PLANEJE Siga o procedimento descrito na Caixa de Ferramentas 2B.2. RESOLVA NCS^2 CNS^2 CSN^2 Etapa 1 Conte os elétrons de valência, V, e, no caso de íons, ajuste a carga.
C: 4, N: 5, S: 6
Carga: 21 (16 elétrons)
C: 4, N: 5, S: 6
Carga: 21 (16 elétrons)
C: 4, N: 5, S: 6
Carga: 21 (16 elétrons) Etapa 2 Desenhe as estruturas de Lewis. N^ C^ S^ C^ N^ S^ C^ S^ N Etapa 3 Para cada átomo ligado, conte cada elétron que está como par isolado (L) e adicione um elétron de cada uma das ligações que ele forma (½B).
N C S
6 4 6 C N S
6 4 6 C S N
6 4 6
Etapa 4 Para cada átomo ligado, subtraia de V o número total de elétrons que ele “possui”, como na Equação 1.
N C S
–1 0 0 C N S
AVALIE Na primeira coluna, as cargas formais dos átomos são próximas de zero. O arranjo NCS 2 é o mais provável, como antecipado. Teste 2B.5A Sugira uma estrutura provável para o gás venenoso fosgênio, COCl 2. Escreva a estrutura de Lewis e as car- gas formais. C é o átomo central. [Resposta: Veja ( 17 ).] Teste 2B.5B Sugira uma estrutura provável para a molécula do difluoreto de oxigênio. Escreva a estrutura de Lewis e as cargas formais. Exercícios relacionados 2B.21, 2B.
86 Tópico 2B A ligação covalente
Embora a carga formal e o número de oxidação (Fundamentos K) deem informações sobre o número de elétrons em torno de um átomo em um composto, eles são determinados de maneira diferente e têm, com frequência, valores diferentes: l A carga formal exagera o caráter covalente das ligações quando supõe que todos os elé- trons são compartilhados igualmente. l O número de oxidação exagera o caráter iônico das ligações. Ele representa os átomos como íons, e todos os elétrons de uma ligação são atribuídos ao átomo com a energia de ionização mais baixa (o átomo com a maior atração por elétrons, Tópico 2D). Por isso, embora a carga formal de C na estrutura 15 de CO 2 seja zero, seu número de oxida- ção é 1 4, porque todos os elétrons das ligações são atribuídos aos átomos de oxigênio para dar uma estrutura que poderia ser representada por O 22 C^41 O^22. As cargas formais depen- dem da estrutura de Lewis que você escreve, mas os números de oxidação, não. A carga formal dá uma indicação da extensão da medida da perda ou do ganho de elé‑ trons por um átomo no processo de formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que têm provavelmente as menores energias.
O que você aprendeu com este tópico? Você aprendeu que uma ligação covalente é formada por um par de elétrons compartilhados e que os átomos tendem a completar um octeto (ou um dubleto). Os padrões de comparti- lhamento de elétrons nos compostos covalentes são representados pelas estruturas de Lewis. Você viu que, em alguns casos, é necessário representar uma molécula como um híbrido de ressonância que espalha o caráter de ligação múltipla por toda a molécula. Além disso, mui- tas vezes a estrutura de Lewis de menor energia pode ser identificada calculando as cargas formais dos átomos.
Os conhecimentos que você deve dominar incluem a capacidade de: 1. Desenhar as estruturas de Lewis de moléculas e íons (Caixa de Ferramentas 2B.1 e Exemplos 2B.1 e 2B.2). 2. Escrever as estruturas de ressonância de uma molécula (Exemplo 2B.3). 3. Usar cálculos de cargas formais para selecionar as configurações atômicas mais pro- váveis (Caixa de Ferramentas 2B.2 e Exemplo 2B.4).
O
Cl C Cl
0
0 0 0 17 Fosgênio, COCl (^2)
Tópico 2B Exercícios
2B.1 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) CCl 4 ; (b) COCl 2 ; (c) ONF; (d) NF 3.
2B.2 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) SCl 2 ; (b) AsFr 3 ; (c) SiH 4 ; (d) InCl 3.
2B.3 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) OF 2 ; (b) NHF 2 ; (c) SiO 2 ; (d) BrF 3.
2B.4 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) Cl 2 O; (b) N 2 F 2 ; (c) SO 3 ; (d) BrF 42.
2B.5 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) íon tetra-hidrido-bora- to, BH 4 − ; (b) íon hipobromito, BrO− ; (c) íon amida, NH 2 −.
2B.6 Desenhe a estrutura de Lewis de (a) íon nitrônio, ONO 1 ; (b) íon clorito, ClO^2 − ; (c) íon peróxido, O 22 − ; (d) íon formato, HCO 2 −.
2B.7 A seguinte estrutura de Lewis foi desenhada para um ele- mento do Período 3. Identifique o elemento.
O
Cl E Cl
Cl
2B.8 A seguinte estrutura de Lewis foi desenhada para um ele- mento do Período 4. Identifique o elemento. O
Cl E O
Cl
2B.9 Desenhe a estrutura de Lewis completa de cada um dos se- guintes compostos: (a) cloreto de amônio; (b) fosfeto de potássio; (c) hipoclorito de sódio. 2B.10 Desenhe a estrutura de Lewis completa de cada um dos se- guintes compostos: (a) hidróxido de bário; (b) nitrito de césio; (c) sulfeto de amônio. 2B.11 Desenhe a estrutura de Lewis completa de cada um dos se- guintes compostos: (a) formaldeído, HCHO, que, em solução em água (formol), é usado para conservar amostras biológicas; (b) me- tanol, CH 3 OH, um composto tóxico também chamado de álcool de madeira; (c) glicina, H 2 C(NH 2 )COOH, o mais simples dos amino- -ácidos, as unidades que formam as proteínas.
